Acidobazické reakce (učebnice str. 110 – 124) Arrheniova teorie Teorie Brönsted-Lowryho Teorie Lewisova Síla kyselin a zásad Vyjadřování kyselosti a zásaditosti zásad Hydrolýza solí

Základní pojmy Acidobazické reakce = Protolytické reakce. Reakce mezi kyselinami a zásady. Dochází k přenosu protonu. 1. teorie Arrheniova Co je kyselina? Co je zásada? 2. teorie Brönsted-Lowryho 3. teorie Lewisova

1. Arrheniova teorie Kyseliny: Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT VODÍKOVÝ KATIONT (H+). HNO3 → H+ + NO3- Zásady (báze): Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT HYDROXIDOVÝ ANION (OH-). NaOH → Na+ + OH- Neutralizace: NaOH + HNO3 → Na+ + OH- + H+ + NO3- NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O Vzájemná reakce kyseliny se zásadou. Produktem je voda a sůl.

2. Brönsted-Lowryho teorie 1. Arrheniova teorie Nevýhody: Jediným rozpouštědlem je voda Zužuje zásady na hydroxidy Omezení na látky (např. u vícesytných kyselin) 2. Brönsted-Lowryho teorie Kyseliny: Částice (tj. molekuly i ionty!), které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT H+ = donory protonu Zásady: Částice (tj. molekuly i ionty!), které jsou schopné ve vodném roztoku VÁZAT H+ = akceptory protonu

H+ + NO3- HNO3 H+ + H+ + NH3 NH4+ H+ + konjugovaný pár Zásada (B1) Kyselina (A1) H+ + NO3- HNO3 H+ + konjugovaný pár konjugovaný pár Zásada (B2) Kyselina (A2) H+ + NH3 NH4+ H+ + konjugovaný pár

NH4NO3 dusičnan amonný = sůl kyseliny dusičné a amoniaku Zásada (B1) Kyselina (A1) H+ + Zásada (B2) Kyselina (A2) H+ + Kyselina (A1) Zásada (B2) Zásada (B1) Kyselina (A2) H+ H+ + + + + Kyselina (A1) Zásada (B2) Zásada (B1) Kyselina (A2) + + HNO3 NH3 NO3- NH4+ + + NH4NO3 dusičnan amonný = sůl kyseliny dusičné a amoniaku

OH- H2O H+ H2O H3O+ H+ H2O H2O OH- H3O+ NH3 NH3 NH2- NH4+ amfotery, amfolyty = částice, které mohou vystupovat jako kyseliny i jako zásady; mají tzv. amfotermní charakter autoprotolýza = reakce dvou molekul téhož amfoteru NH3 NH3 NH2- NH4+ + + Jestli částice bude kyselinou či zásadou ovlivňuje okolí (prostředí).

H2SO4 H2O HSO4- H3O+ H2SO4 HClO4 H3SO4+ ClO4- silnější kyselina, proto bude vystupovat jako kyselina slabší kyselina, proto bude vystupovat jako zásada Nevýhody: Rozpouštědlem mohou být pouze protická rozpouštědla (lze odštěpit H+). Částice má schopnost kyseliny jen za přítomnosti zásady a naopak.

3. Lewisova teorie (podrobně příští rok) Kyseliny: Částice s elektronovým deficitem (= elektrofil) FeCl3 Zásady: Částice s volnými elektrony (= nukleofil)

4. Síla kyselin a zásad Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí H+. Zásada je tím silnější, čím snadněji váže H+. Je-li kyselina velmi silná (resp. slabá) → její konjugovaná zásada musí být velmi slabá (resp. silná). Je-li zásada velmi silná (resp. slabá) → její konjugovaná kyselina musí být velmi slabá (resp. silná). H2SO4 H2O HSO4- H3O+ + + slabá zásada silná kyselina silná kyselina slabá zásada

4. Síla kyselin a zásad 1. HB + H2O ↔ H3O+ + B- Rovnovážná konstanta reakce ? K = ? [H3O+ ] . [B-] K = [HB] . [H2O] [H3O+ ] . [B-] KA = K. [H2O] = Konstanta acidity KA [HB] 2. B + H2O ↔ BH+ + OH- [BH+] . [OH-] K = [B] . [H2O] [BH+] . [OH-] KB = K. [H2O] = Konstanta bazicity KB [B] Příklady!!!

5. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek HB + H2O ↔ B- + H3O+ B + H2O ↔ BH+ + OH- A) V čisté vodě: H2O H2O H3O+ OH- + + [H3O+ ]= [OH-] = 1.10-7 mol.dm-3 [H3O+] . [OH-] Za standardních podmínek je konstantní K = [H2O] . [H2O] Kv = K. [H2O] . [H2O] = [H3O+] . [OH-] = 1.10-14 mol2.dm-6 Iontový součin vody KV

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- Kv = 1.10-14 mol2.dm-6 = [H3O+] . [OH-] Tato hodnota je za standardních podmínek konstantní! B) Ovlivnění kyselinou či zásadou: Zvýší-li se hodnota [H3O+] → sníží se hodnota [OH-]. Zvýší-li se hodnota [OH-] → sníží se hodnota [H3O+]. B1. Ovlivnění kyselinou: HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- Zvýší se koncentrace oxoniových iontů (10-7 mol.dm-3 a vyšší) Např. [H3O+] = 10-2 mol.dm-3. [OH-] = ? B2. Ovlivnění zásadou: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Zvýší se koncentrace hydroxidových iontů (10-7 mol.dm-3 a vyšší) Např. [OH-] = 10-3 mol.dm-3. [H3O+] = ? H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

Dělení roztoků a) Neutrální [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.dm-3 Koncentrace jsou stejné b) kyselé [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 10-7 mol.dm-3 [OH-] > 10-7 mol.dm-3 c) zásadité [H3O+] < [OH-] [H3O+] < 10-7 mol.dm-3 [OH-] > 10-7 mol.dm-3

pH a pOH Výpočty se zápornými exponenty jsou NEVÝHODNÉ, stačí použít kladnou hodnotu exponentu! Pro [H3O+] se kladná hodnota exponentu značí pH Pro [OH-] se kladná hodnota exponentu značí pOH Kv = [H3O+] . [OH-] = 1.10-14 mol2.dm-6 pH + pOH = 14

Dělení roztoků a) Neutrální [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.dm-3 Koncentrace jsou stejné pH = pOH = 7 b) kyselé [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 10-7 mol.dm-3 pH < 7 [OH-] > 10-7 mol.dm-3 pOH > 7 [H3O+] < [OH-] [H3O+] < 10-7 mol.dm-3 pH > 7 c) zásadité [OH-] > 10-7 mol.dm-3 pOH < 7 Neutrální roztok Stupnice pH: Kyselý roztok Zásaditý roztok 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Příklady!!!

Indikátory a pH-metry Indikátory pH jsou látky, které mění barvu podle pH prostředí, tzn. používají se k měření pH roztoku. V podobě papírku (napuštěný filtrační papír indikátorem) 2. V podobě roztoku K přesnému měření se používají pH metry.

Indikátor Kyselý roztok Neutrální roztok Zásaditý roztok lakmus červený fialový Modrý fenolftalein nereaguje methyloranž oranžový žlutý Univerzální papírky Červené odstíny Modré odstíny Příklady!!!

6. Hydrolýza solí (pro maturanty apod.) a) Sůl silné kyseliny a silné zásady, např. HCl a NaOH NaCl (+ H2O) → Na+ + Cl- (+ H2O) → pH = 7, neutrální roztok b) Sůl silné kyseliny a slabé zásady, např. HCl a NH4 NH4Cl (+ H2O) → NH4+ + Cl- (+ H2O) → NH4+ + H2O → NH3 + H3O+ pH < 7, kyselý roztok → c) Sůl slabé kyseliny a silné zásady, např. H2CO3 a NaOH Na2CO3 (+ H2O) → 2Na+ + CO32- (+ H2O) → CO32- + H2O → HCO3- + OH- pH > 7, zásaditý roztok → Vzniklé ionty (NH4+ či CO32-) mohou reagovat s molekulami vody. Tento děj označujeme jako Hydrolýza kationtu, resp. Hydrolýza aniontu.